procedura di proust per il ricavo delle masse

Il metodo dei rapporti ponderali per la determinazione
delle masse atomiche relative, illustrato con modelli
macroscopici.
Potenzo Giannoccaro(a), Gianpiero Giannoccaro(a), Felice Giovinazzo(b),
Francesca Italiano(b), Anna Lamacchia(b), Vincenza Lamacchia(b),
Giuseppe Palmisano(b), Adriana Pedone(b)
(a)Dipartimento di Chimica, Università degli studi di Bari;
(b) Allievi del IX Ciclo, SSIS Puglia, Classe 13A.
Riassunto
Il modello macroscopico denominato “Molecole, moli, pastine”, in cui alcuni formati di pasta mimano le specie
atomiche, viene qui riproposto per illustrare il metodo dei rapporti ponderali (legge di Proust), utilizzato per
determinare le prime masse atomiche. L’efficacia, la validità nonché i limiti di questo metodo vengono evidenziati
applicandolo alla determinazione delle masse di alcuni formati di pasta (atomi macroscopici) rispetto ad un campione
di anellini scelto come formato di riferimento. La bontà dei valori ottenuti è stata confermata alla luce della
fondamentale proprietà della mole. E’ stato verificato, infatti, che quantità in grammi pari ai valori delle masse relative
dei formati di pasta utilizzati, contengono tutte un ugual numero di pezzi: nel caso degli atomi tale numero rappresenta
la costante di Avogadro.
Introduzione
La determinazione delle masse di oggetti macroscopici è un’operazione molto semplice in quanto richiede solo l’uso di
una bilancia. Questo metodo, comunque, presenta delle limitazioni potendosi applicare solo ad oggetti la cui massa
rientra nel “range” di sensibilità delle bilance. Nel caso di oggetti microscopici o submicroscopici, quali sono gli atomi,
i cui valori delle masse assolute (~10-23g) sono di molti ordini di grandezza inferiori alla sensibilità delle bilance
attualmente in uso (10-6 g), la procedura è inapplicabile. Quando non è possibile determinare i valori assoluti di una
grandezza si fa ricorso all’uso di valori relativi. E’ questo il motivo per cui le masse atomiche sono espresse come
masse relative. Tra grandezze assolute e grandezze relative vi è una sostanziale differenza. Mentre le prime sono
dimensionali e quindi il numero che esprime la grandezza è seguito dalla relativa unità di misura, quelle relative sono
adimensionali, per cui sono espresse con numeri puri che indicano di quante volte la grandezza in esame è maggiore di
quella di un campione di riferimento, a cui si assegna valore unitario. È utile osservare che se si riuscisse a trovare una
procedura in grado di ricavare il valore assoluto della grandezza di riferimento, sarebbe possibile convertire i valori
relativi in valori assoluti.
Di seguito sono riportati i simboli e i valori delle masse relative di alcuni atomi,
Per quanto detto, riferendoci, ad esempio, all’azoto, il valore di 14.007 u.m. sta ad indicare che la massa di questo
elemento risulta 14.007 volte più grande dell’unità di massa di riferimento (u.m.). Come è noto, nelle attuali tabelle
delle masse atomiche come unità di massa di riferimento si è scelta la dodicesima parte della massa dell’isotopo 12 del
carbonio (1 u.m. = 1/12 12C). Poiché attraverso gli spettrometri di massa è stato possibile ricavare con estrema
precisione il valore assoluto dell’u.m. a cui è stato dato il nome di Dalton (1 u.m. = 1 Dalton = 1.66 x 10 -24 g), ne
consegue che i valori delle masse atomiche possono essere letti sia come valori relativi che come valori assoluti.
Ritornando, quindi, all’esempio dell’azoto, il valore riportato, oltre ad indicare quante volte la massa di questo elemento
è più grande di quella di riferimento, indica anche che la sua massa assoluta è uguale a 14.007 dalton, cioè 2,34 x 10-23 g
(14.007 x 1.66 x 10-24 g). Per completezza della trattazione ricordiamo, infine, che i valori delle masse atomiche relative
riportate nelle prime tabelle, non furono riferite al carbonio, ma all’idrogeno prima e all’ossigeno poi. L’uso di questi
elementi come atomi di riferimento era molto più utile in quanto le masse atomiche venivano ricavate attraverso la
costanza dei rapporti ponderali (Legge di Proust), considerando la quantità in grammi di una data specie atomica che
reagisce completamente con una certa quantità di idrogeno o di ossigeno. Con l’aumentare del numero di elementi che
venivano scoperti, il riferimento all’ossigeno si rivelò più opportuno, essendo esso capace di formare composti binari
con quasi tutti gli altri elementi, e consentendo pertanto un confronto diretto, che è poi alla base del metodo.
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L’obiettivo di questa nota [1] è quello di illustrare la validità e i limiti del metodo dei rapporti ponderali e di evidenziare
la sua efficacia applicandolo alla determinazione delle masse relative di prodotti ubiquitari formati da pezzi
macroscopici tutti uguali, quali sono i diversi formati di pasta, che ben si prestano a mimare le caratteristiche degli
atomi.
Legge delle proporzioni definite e costanti : validità e limiti della procedura per ricavare le masse atomiche
relative.
Proust fu il primo a verificare che quando due elementi si combinano per formare un determinato composto, si
combinano sempre secondo un rapporto ponderale fisso e costante. Tale constatazione, come è noto, è enunciata come
Legge delle proporzioni fisse o Legge di Proust e fu utilizzata per la prima volta da Dalton per ricavare le masse
atomiche relative.
In Tabella 1, colonna 3, sono riportati i rapporti ponderali di alcuni elementi nella loro combinazione con l’idrogeno. I
valori stanno ad indicare la quantità in grammi dell’elemento indicato che reagisce completamente con un grammo di
idrogeno. Dalton, nello sviluppo della sua teoria atomica, trovandosi nella impossibilità di ottenere le masse assolute
degli atomi, propose una procedura che permetteva di ricavare le loro masse relative all’idrogeno dai valori dei rispettivi
rapporti ponderali.
Illustriamo di seguito tale procedura che porta, comunque, a risultati corretti solo se si conosce la formula molecolare
del composto che si origina dalla combinazione.
Tabella 1. Quantità in g di alcuni elementi che reagiscono con 1.00 g di idrogeno.
Riferendoci, ad esempio, allo zolfo, il valore della sua massa relativa all’idrogeno (32.00 u.m., colonna 5), può essere
facilmente ricavato tenendo conto che i due elementi reagiscono con un rapporto ponderale di 16.00 (colonna 3) e che
danno un composto di formula H2S (colonna 4). Poiché la formula proposta indica che ogni unità (molecola) del
composto deve contenere 2 atomi di H per ogni atomo di S, ne deriva che il numero di atomi di H (N H) presenti in 1.00 g
di tale elemento, deve essere uguale al doppio del numero di atomi di S (N S) presenti in 16.00 g di quest’ultimo
(NH = 2NS), dal momento che queste quantità reagiscono completamente tra di loro.
Indicando con MS ed MH le masse assolute dei due elementi, è possibile esprimere le loro quantità come prodotto delle
rispettive masse atomiche per il numero di atomi presenti. Pertanto si ha:
Tenendo conto della relazione tra il numero di atomi (NH = 2NS), si ha,
La relazione indica che la massa assoluta degli atomi di zolfo (MS) risulta uguale al doppio di quella degli atomi di
idrogeno (MH), moltiplicata per 16. Poiché la massa assoluta degli atomi di H non è nota, non è possibile ricavare quella
degli atomi di S. Dalla relazione è possibile, comunque, ottenere il valore della massa dell’uno rispetto a quella dell’altro.
Scegliendo come riferimento l’idrogeno, che è l’elemento più leggero e ponendo uguale a 1.00 la sua massa (MH = 1,00
u.m.), la relazione precedente diventa:
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Come si vede, il valore della massa relativa dipende dal rapporto di combinazione in peso dei due elementi e dal
numero di atomi di idrogeno che si combinano con un atomo di S, che nel caso illustrato risultano rispettivamente
16.00 e 2.
In generale, quindi, la massa relativa di un generico elemento A che si combina con l’idrogeno secondo un rapporto
ponderale R e formando un composto di formula HxA, si ricava dalla relazione (1):
Tale relazione permette di ottenere risultati corretti se entrambi i termini dell’espressione sono esatti. Poiché il valore di
R viene ricavato sperimentalmente, le masse atomiche saranno esatte solo se la formula molecolare, che viene assegnata
arbitrariamente al composto, è corretta. E’ bene ricordare, comunque, che Dalton ignorava l’esistenza delle molecole.
Egli considerava l’esistenza di “atomi composti” che si originano dalla combinazione di atomi semplici e riteneva che,
in assenza di evidenze contrarie, la formula degli atomi composti dovesse essere la più semplice possibile. L’arbitrarietà
di tale principio fu la causa prima della limitatezza della procedura di Dalton e giustifica gli errori che furono commessi
nella determinazione delle masse di alcuni elementi. L’esempio più eclatante è quello dell’ossigeno che, come riportato
in tabella 1, reagisce con H con un rapporto ponderale di 7.98. Poiché la prima formula attribuita al composto fu HO e
non H2O, come in seguito accertato, (x = 2 e non x = 1), la relazione portava ad assegnare all’ossigeno una massa
atomica relativa di 7.98 ( MO = 1 x 7.98) anziché di 15.99 (MO = 2 x 7.98).
Il problema della determinazione delle masse atomiche relative corrette trovò la sua risoluzione grazie al contributo di
Stanislao Cannizzaro (1826-1910), che sulla base del principio di Avogadro e delle leggi di Gay-Lussac sulle
combinazioni gassose, propose una nuova procedura sperimentale in grado di ricavare contemporaneamente la formula
del composto e le masse atomiche relative degli atomi che lo costituiscono [2].
Applicazione del metodo dei rapporti ponderali alla determinazione delle masse relative di alcuni formati di
pasta
Il ricorso a prodotti ubiquitari costituiti da pezzi tutti uguali, che possono essere usati come atomi macroscopici, risulta di
particolare efficacia per descrivere alcune proprietà del mondo infinitamente piccolo, qual’è quello atomico [3-6]. Un
modello macroscopico in cui le varie specie atomiche sono rappresentate dai diversi formati di pasta è stato utilizzato da
noi [5-6] e da altri [4] per evidenziare le leggi fondamentali della chimica e alcune proprietà della materia. Il modello
viene qui riproposto per illustrare l’efficacia della procedura di Dalton, applicandolo alla determinazione delle masse di
alcuni formati di pasta rispetto ad un campione di anellini, scelto come formato di riferimento. In Tabella 2, colonna 2,
sono riportati per esteso i nomi di alcuni dei formati utilizzati, visualizzati con un simbolo (colonna 3) assegnato sulla base
delle prime due lettere del loro nome commerciale, in analogia con la procedura introdotta da J.J. Berzelius per gli atomi
veri. Opzionalmente, è possibile associare ad ogni formato una specie atomica (colonna 4).
Le loro masse sono state ricavate rispetto ad un campione di anellini (simbolo convenzionale An), a cui si assegna
massa unitaria (MAn = 1.00 u.m.). I valori dei rapporti ponderali e delle masse relative (colonne 8 e 9) sono stati ricavati
mimando, come di seguito riportato, la procedura sperimentale della costanza dei rapporti ponderali.
Tabella 2. Masse relative di alcuni campioni di pasta che reagiscono con un campione di anellini a dare un composto di
composizione nota
1) In parentesi il numero di An presenti nella quantità pesata; 2) In parentesi il numero di pezzi del formato necessari per far reagire gli anellini.
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I valori delle masse riportate sono stati ottenuti pesando una quantità a caso di anellini (colonna 5), che rappresentano
gli atomi di idrogeno, e ricavando poi la quantità in grammi del formato del campione (colonna 7) che si suppone possa
reagire completamente con essa. Il punto chiave è come ricavare in modo concettualmente corretto queste quantità, dal
momento che i nostri atomi macroscopici, a differenza di quelli veri, sono privi di reattività. Il problema è stato risolto
“imponendo” che i campioni abbiano una certa reattività. Pertanto, si è ipotizzato che i diversi formati di pasta
reagiscano con il campione di An per dare dei composti binari a composizione ben definita. Dalla formula
arbitrariamente assegnata ai composti (colonna 6) è possibile ricavare, per pesata diretta, la quantità in grammi dei
diversi formati che reagiscono con la quantità di anellini pesati in precedenza. A differenza, quindi, della procedura
seguita per gli atomi veri, nella quale prima si ricava il rapporto ponderale attraverso la loro effettiva combinazione e
poi si assegna la formula al relativo composto, nel caso degli atomi macroscopici, si assegna prima la formula al
composto e poi da questa si risale al rapporto ponderale da cui ricavare le loro masse relative.
Vediamo ora come dalla formula assegnata ai composti sia possibile ricavare le quantità dei vari formati (colonna 7) che
reagiscono con la quantità pesata a caso di anellini (colonna 5). Consideriamo, ad esempio, la interazione tra An e Tu,
per i quali si è supposto un composto di composizione An4Tu ( Schema 1)
Ne deriva che le quantità in grammi coinvolte nella reazione devono essere tali da contenere un numero di pezzi di Tu
uguale a 1/4 di quello degli An. Pertanto, dopo aver pesato una quantità a caso di An, si è proceduto a contare il numero
di pezzi in essa contenuti. Nel caso in esame, sono stati pesati 13.38 g di An, che contengono 800 pezzi (colonna 7 ).
Quindi, per far reagire gli 800 An occorrono 200 pezzi Tu. Si è contato questo numero di pezzi, lo si è pesato ed il
valore ottenuto, 19.14 g, è stato riportato nella colonna (7). Nota la quantità in grammi dei due formati (An e Tu) che
reagiscono completamente è possibile ricavare il loro rapporto ponderale (colonna 8) e da questo risalire alla massa
relativa dell’uno rispetto all’altro. Nel caso in esame, il rapporto di combinazione indica che per 1,00 g di An
reagiscono 1,43 g di Tu.
Poiché la relazione (1) è valida per qualunque tipo di particelle, è possibile ricavare la massa dei Tu rispetto a quella
degli An (riga 1 colonna 9). Nel caso in esame, x = 4 e R = 1,43, per cui si ha:
Il valore ottenuto, per quanto detto in precedenza, indica che la massa di Tu è 5.72 volte più grande di quella di An. In
modo analogo sono state ricavate le quantità in grammi degli altri formati che reagiscono con la quantità indicata di An.
I relativi dati sono riportati in Tabella 2.
La bontà di questi valori è stata confermata sfruttando la proprietà della mole che, come è noto, richiede che quantità in
g di sostanze, pari ai valori delle loro masse relative debbano contenere tutte un ugual numero di particelle, numero che
nel caso degli atomi costituisce la costante di Avogadro. E’ stato accertato che 5.72 g di Tu, 28.36 g di Or, 92.73 g di
Fu, ecc., contengono sempre 60 pezzi [note 1-2]. Come si può osservare, a causa del fatto che stiamo operando con
oggetti macroscopici, il valore della costante di mole è molto piccolo se confrontato con la costante di Avogadro (N =
6,023 x 1023). E’ facilmente comprensibile che col diminuire delle dimensioni degli oggetti utilizzati come atomi
simbolici, il valore della costante di mole debba aumentare. Ad esempio, se le dimensioni degli oggetti considerati
diminuissero di 10 , 100 , 1000 volte, il valore della costante diventerebbe rispettivamente di 60 x 10, 60 x 102, 60 x 103.
In conclusione, passando da oggetti macroscopici a oggetti microscopici o sub-microscopici il valore della costante di
mole aumenta e si avvicina sempre più al valore della costante di Avogadro. E’ bene, comunque, precisare che il valore
di 6,023 x 1023 lo si ottiene solo se come unità di massa di riferimento si utilizza il Dalton [nota 3].
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L’esperimento è stato condotto nelle 2^ e 4^ classi di alcuni Licei Classici e Scientifici di Bari e Provincia ed è stato
reso più interessante facendo in modo che durante lo svolgimento gli alunni venissero a conoscenza di uno solo dei due
dati necessari per il calcolo della massa relativa. Preliminarmente, pertanto, in seduta congiunta, gli studenti scelgono i
diversi formati di pasta e per ogni formato, assegnano, di comune accordo, la formula al composto che si dovrebbe
formare per “reazione” con gli anellini (reattività imposta). Per l’assegnazione della formula si può tenere conto delle
proprietà dell’atomo associato al formato. Ad esempio, avendo associato ai tubettini (Tu) il carbonio, alla gramigna
(Gr) l’azoto, alle orecchiette (Or) lo zolfo, ecc., ai composti che essi formano con gli anellini (ai quali, come già detto,
è stato associato l’idrogeno), è stata rispettivamente assegnata la formula An4Tu (CH4), An3Gr (NH3), An2Or (H2S),
ecc. In ogni caso, per la procedura sperimentale adottata, il valore delle masse relative è indipendente dalla formula che
si assegna al composto [nota 4].
Successivamente, gli studenti vengono divisi in gruppi di due. E’ consigliabile formare un numero di gruppi pari al
doppio del numero dei formati di pasta scelti. Associando i gruppi a due a due, uno di essi pesa una quantità a caso di
anellini, conta il numero di pezzi in essa contenuti e comunica solo questo dato all’altro gruppo. Quest’ultimo, sulla
base della formula assegnata al formato prescelto, ricava il numero di pezzi necessario per combinarsi con quel numero
di anellini, conta questo numero e ricava la loro massa per pesata diretta. Ad operazioni ultimate, tutti i gruppi si
riuniscono, comunicano il dato relativo alla propria pesata e procedono alla compilazione di una tabella simile alla
tabella 2. Dai valori delle masse si ricava il rapporto ponderale di combinazione e da questo si risale alla massa relativa,
nel modo già descritto.
Note
1)Prima di iniziare l’esperimento è consigliabile omogeneizzare i campioni di pasta da utilizzare eliminando quei pezzi che
risultino visibilmente dissimili. In mancanza di tale accorgimento, comunque, il valore della costante di mole, per alcuni
campioni, può risultare al massimo di una unità in meno (59 pz/mol) o una unità in più (61 pz/mol).
2)Quando si vogliono pesare delle quantità pari alle masse relative, è difficile che si riesca a pesare esattamente la quantità
desiderata in quanto, in corrispondenza di tale valore, l’aggiunta o la sottrazione di un pezzo del campione da pesare
determina una variazione di massa pari alla sua massa assoluta. Pertanto, si prende in considerazione la pesata che più si
avvicina al valore desiderato ed eventualmente si tiene conto del fatto che essa è in difetto o in eccesso rispetto a tale valore.
3) I valori delle masse relative ottenuti per i diversi campioni sono strettamente correlati ai valori della massa assoluta del
campione di riferimento. All’aumentare della massa di quest’ultimo diminuiscono i valori delle masse relative, e viceversa. Ad
esempio, se le masse fossero state ricavate rispetto al campione di tubettini, che ha una massa assoluta maggiore di quella
degli anellini, i valori delle masse relative dei vari campioni sarebbero risultati 2.35 per Gr, 3.30 per Sc, 4.96 per Or, ecc.
Questi valori possono essere facilmente ottenuti dividendo la massa relativa del generico campione con la massa relativa del
formato di riferimento. Il valore di 2.35 u.m. per il formato Gr, per quanto detto, si ottiene dividendo 13.44, che è la sua massa
relativa, per 5.72 che è la massa relativa del formato Tu. Matematicamente, il rapporto tra queste due quantità rappresenta il
rapporto tra le masse di Gr e Tu, essendo, infatti, [Gr/An] / [Tu/An] uguale a Gr/Tu.
4) Si può facilmente dimostrare che al variare della formula che si assegna al composto, variano i due termini della
espressione (1), ma il loro prodotto, che fornisce la massa relativa, resta costante. Ad esempio, se al composto tra An e Tu,
fosse stata assegnata la formula An2Tu , anziché An4Tu, fermo restando la quantità pesata di anellini (13.38 g, 800 pz), per la
nuova formula occorrerebbe pesare una quantità di tubettini che ne contenga 400 pz, e che avrà ovviamente una massa pari al
doppio di quella corrispondente ai 200 pezzi necessari per prima formula. Come si vede, riferendoci alla espressione (1), il
valore di x si dimezza, mentre il valore di R raddoppia
[R = (2 x 19.14 / 13.38) → 2,86] , lasciando inalterato il loro prodotto.
Bibliografia
1) Una parte di questa nota è stata presentata alla VI Conferenza Nazionale, “L’Insegnamento della Chimica nell’ambito
delle scienze sperimentali per coniugare creatività e razionalità” promossa dalla Divisione di Didattica Chimica e Sezione
Puglia della SCI. Bari 30-31 Ottobre- 1- Novembre 2008, pg 92- 95.
2) La procedura di Cannizzaro è stata di recente illustrata con modelli macroscopici (riferimento 6)
3) E. Roletto, A. Regis, P. G. Albertazzi. “Costruire il Concetto di Mole”. CnS, la Chimica nella Scuola. n°. 5, 2003 148
-156.
4) C. Cottadori, A. Serafini. “Molecole…Moli…pastine”. CnS, la Chimica nella Scuola. n° 5, 2000, 169.
5) P. Giannoccaro, G. De Siena, G. Iannuzzi, G. Martire, S. Pacifico, M. Pilolli, E. Ressa, I. Sallustio.” Leggi
Fondamentali della Chimica e loro Verifica con Modelli Macroscopici”. CnS, la Chimica nella Scuola, n° 3, 2005, 65-68.
6) P. Giannoccaro, A. Leone, M. Muraglia, A. Napola, L. A. Valenzano. “ Metodo di Cannizzaro per la Determinazione
delle Masse Atomiche e sua Verifica Sperimentale con Modelli Macroscopici”. CnS, la Chimica nella Scuola, n° 2, 2007,
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